Corrosion PROBLEMAS

FACULTAD DE INGENIERIA QUIMICA
MATERIALES DE INGENIERIA FTC28
Ejercicio 10
Un kilogramo de una aleación de Aluminio con 10% en peso de silicio mostrado en el
siguiente diagrama de fases Al-Si,
a) ¿Durante el enfriamiento, a que temperatura aparecerá el primer solido?

b) ¿A qué temperatura se solidificará completamente la aleación?
c) ¿Qué cantidad de la fase proeutectica se encontrará en la microestructura?
d) ¿Como se distribuye el Silicio en la microestructura?
Solución:
a) De acuerdo al Diagrama de Fases Al-Si tenemos:
Para 10% el liquidus corresponde a 595ºC.
b) A la temperatura eutéctica de 577ºC.

c) Prácticamente toda la fase 𝛼 proeutectica se habrá formado en torno a los
578ºC
Empleando la regla de fases
𝑥𝐿 − 𝑥𝑥 12,6 − 10
𝑚𝛼 = = ∗ (1 𝐾𝑔) = 0,236 𝐾𝑔 = 237,4
𝑥𝐿 − 𝑥𝛼 12,6 − 1,65
d) A 576ºC la microestructura total es 𝛼 + 𝛽, y las cantidades de cada fase son:
𝑥𝛽 − 𝑥𝑥 100 − 10
𝑚𝛼 = ∗ (1 𝐾𝑔) = ∗ (1 𝐾𝑔) = 0,915 𝐾𝑔 = 915 𝑔
𝑥𝛽 − 𝑥𝛼 100 − 1,65
Y para 𝛽
𝑥 − 𝑥𝛼 10 − 1,65
𝑚𝛽 = ∗ (1𝐾𝑔) = ∗ (1 𝐾𝑔) = 0,085 𝐾𝑔 = 85 𝑔
𝑥𝛽 − 𝑥𝛼 100 − 1,65
MSc. Ricardo Cuba Torre

Facultad de Ingeniería Química
Universidad nacional del Callao
Como en la fase proeutectica tenemos 236,4 g de la fase 𝛼 se presentan en

forma de granos relativamente grandes de fase proeutectica, originando:
𝛼𝑒𝑢𝑡𝑒𝑐𝑡𝑖𝑐𝑎 = 𝛼𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 − 𝛼𝑝𝑟𝑜𝑒𝑢𝑡𝑒𝑐𝑡𝑖𝑐𝑎 = 915 𝑔 − 237,4 𝑔 = 677,6 𝑔
La distribución del silicio se obtiene multiplicando su fracción en peso en cada

región microestructural por la cantidad de esa región:
En la fase 𝛼 proeutectica = (0,0165) (237,4 g) = 3,9 g

En la fase 𝛼 eutéctica = (0,0165) (677,6 g) = 11,1 g
Y en la fase 𝛽 eutéctica = (1,00) (85 g) = 85,0 g
Total = 100,0 g

CORROSION
Los materiales experimentan algún tipo de interacción en determinados ambientes.
Generalmente estos ambientes deterioran las propiedades mecánicas del material
como su ductilidad, resistencia o apariencia.
Existen cuatro tipos de materiales:

- Metales, afectados por la corrosión (disolución) o por la formación de una capa no
metálica como la oxidación
- Los cerámicos ocurre el deterioro a altas temperaturas y ambientes extremos
- Los polímeros, ocurre la degradación o absorbiendo elementos que degradan el
material o por radiaciones electromagnéticas que alteran su estructura molecular.
- Los materiales compuestos presentan oxidación de sus componentes.

Concepto de Corrosión
Esta definido como el ataque químico destructivo de un metal en un determinado
ambiente. Tiene la característica de ser electroquímico empezando por en la
superficie. En esta reacción química la velocidad dependerá de la temperatura y de la
concentración de reactantes y productos.
El proceso de oxidación de metales esta dada por la acción del oxígeno en la formación
de una capa de oxido
- Capa delgada espesor < 100 nm

- Capa gruesa > 100 nm
En la capa delgada
1. Formación de núcleos de óxidos

2. Extensión de los núcleos hasta cubrir toda la superficie
3. Crecimiento de la capa de oxido
Capas gruesas
Velocidad de crecimiento se mide la variación de la masa como función del tiempo.

Corrosión electroquímica de los metales

En los metales el proceso de corrosión es
electroquímico, resultado de una reacción
química en la cual ocurre transferencia de
electrones de una especia a otra. La
característica de los átomos metálicos es la
perdida o ganancia de electrones en una
reacción de oxidación.
Por ejemplo, el Hierro

+2
Fe Fe + 2e-
Al Al+3 + 3e-
La zona donde tiene la oxidación se denomina ánodo.
Los electrones generados en cada átomo de metal que se oxida se transfieren a otra
especie química y el proceso se denomina reacción de reducción, ejemplo,
2H+ + 2e- H2
En un medio disolución al que está expuesto el metal,
O2 + 4H+ + 4e- 2H20
Para una disolución acuosa o neutra o básica con oxígeno disuelto,
O2 + 2H20 + 4e- 4(OH-)
Ejercicio 1
El Zn metálico sumergido en disolución acida que contiene iones H+ experimenta

oxidación o corrosión en la superficie metálica
Zn Zn+2 + 2e-
2H + 2e-
+
H2 .
Zn + 2H+ Zn+2 + H2

Para el caso del Hierro en agua que contiene oxígeno disuelto.

1º Etapa
Fe + ½ O2 + H20 Fe+2 + 2(OH-) Fe(OH)2
2º Etapa el Fe + 2 se oxida a Fe+3
2Fe(OH)2 + ½ O2 + H20 2Fe(OH)3
Reacción de oxidación
Los metales forman iones que se incorporan en la solución acuosa reacción anódica y
las regiones locales sobre la superficie metálica donde ocurre la oxidación recibe el
nombre de ánodos locales.
Reacción de Reducción
Un metal se reduce en la carga de valencia se conoce como reacción catódica. Las
regiones locales sobre la superficie metálica donde los iones metálicos se reducen en
carga de valencia reciben el nombre de cátodos locales.
Es importante entender los principios de la operación de un par galvánico (celda). Estas

se construyen con dos electrodos metálicos distintos cada uno sumergido en una
solución con sus propios iones.

Influencia de la Concentración y Temperatura en potencial de la Pila
La serie fem está referido a pilas electroquímicas a concentraciones de 1M y a 25ºC,

pero al presentarse cambio de concentración y temperatura utilizamos la siguiente
ecuación de Nernst,
𝑅𝑇 [𝑀1𝑛+ ]
∆𝑉 = (𝑉2𝑜 − 𝑉1𝑜 ) − 𝑙𝑛
𝑛𝐹 [𝑀2𝑛+ ]
Donde:
R constante de los gases
n número de electrones que participa en las reacciones de cada semipila
F Constante de Faraday, igual a 96500 C/mol
T temperatura ambiente
∆𝑉 potencial en voltios.
Para temperatura ambiente 25ºC el valor será,

0,0592 [𝑀1𝑛+ ]
∆𝑉 = (𝑉2𝑜 − 𝑉1𝑜 ) − 𝑙𝑛 𝑛+
𝑛 [𝑀2 ]

Ejercicio 2
Calcular el potencial electroquímico de la celda galvánica Zn-Cu cuando conectamos los

dos electrodos.
Primero escribimos las reacciones de oxidación de media celda
Zn Zn+2 + 2e- Eo = - 0,763 V

Cu Cu+2 + 2e- Eo = + 0,340 V
Se observa que la reacción de la media celda de Zn tiene potencial mas negativo (-

0,763V y para Zn y +0,340 para Cu).
Entonces el potencial electroquímico total de la celda, la fuerza electromotriz (fem),

se obtiene agregando el potencial de media celda de oxidación del Zn al potencial de
media celda de reducción del Cu.
Oxidación Zn Zn+2 + 2e- Eo = - 0,763 V

Reducción Cu+2 + 2e- Cu Eo = - 0,340 V cambio signo
Zn + Cu+2 Zn+2 + Cu E celda = - 1,103 V

Ejercicio 3
Las características de una pila electroquímica que consiste en la mitad de un electrodo

de Níquel puro en una disolución de iones Ni2+, y la otra mitad es un electrodo de
Cadmio sumergido en una solución de Cd+2.
Calcular:
a) Si la pila es estándar, escribir la reacción total espontanea y calcular el voltaje
generado.
b) Calcular el potencial de la pila a 25ºC si las concentraciones de Cd2+ y Ni2+ son 0,5
y 10-3 M respectivamente. El sentido de la reacción espontánea ¿es el mismo de la
pila estándar?
Solución:
a) Debido a que el Cd está situado por debajo del del Ni en la serie fem, el
electrodo de Cd se oxida y el Ni se reduce, por lo tanto, las reacciones:
Oxidación Cd Cd+2 + 2e- Eo = - 0,250 V

+2
Reducción Ni + 2e- Ni Eo = + 0,403 V cambio signo
Cd + Ni+2 Cd+2 + Ni E celda = + 0,153 V
b) Utilizamos la ecuación de Nernst para las concentraciones indicadas

Aquí debemos predecir razonablemente cual de las especies metálicas se
oxidará y reducirá dependerá del signo de ∆𝑉 den la ecuación de Nernst,
Asumiendo que Ni se oxida y Cd se reduce
Cd+2 + Ni Cd + Ni+2
Por tanto, en la ecuación Nernst,
𝑜 𝑜
0,0592 [𝑀1𝑛+ ]
∆𝑉 = (𝑉𝐶𝑑 − 𝑉𝑁𝑖 )− 𝑙𝑛 𝑛+
𝑛 [𝑀2 ]
Reemplazamos Valores
0,0592 [10−3 ]
∆𝑉 = (−0,403𝑉 − (−0,250𝑉)) − 𝑙𝑛 = −0,073𝑉
2 [0,5]
Dado que el ∆𝑉 es negativo, el sentido de la reacción espontánea es opuesta,
Cd + Ni+2 Cd+2 + Ni
Entonces el Cd se oxida y el Ni se reduce.

Tipos de Corrosión
- Corrosión Uniforme
Es una forma de corrosión electroquímica que ocurre con igual intensidad en toda
la superficie expuesta y suele producir herrumbre o depósito de corrosión.
- Corrosión Crevise
La corrosión por rendija, o por grietas, más conocida por el nombre corrosión
crevice, es un fenómeno corrosivo que ocurre en espacios en los cuales el acceso
del fluido con el que se está trabajado en el medio ve limitada su difusión.
- Corrosión por cavitación (pitting corrosión),

Puede definirse como la aceleración en la velocidad de ataque corrosivo a un metal
debido al movimiento relativo del fluido corrosivo es rápido, los efectos de
desgaste y abrasión mecánicos son severos.
- Corrosión intergranular
Ocurre en límites del grano desintegrándolo.
Es un ataque corrosivo localizado y/o adyacente a las fronteras del grano de una
aleación.
- Corrosión Galvánica
Se produce cuando dos metales o aleaciones de distinta composición están
conectados eléctricamente y se exponen a un electrolito.
- Ataque químico selectivo (leaching o dealloying)

Corresponde a la eliminación preferencial de un elemento de una aleación solida
mediante un proceso de corrosión. Como la deszinficacion, en la cual ocurre la
corrosión selectiva de Zinc a partir de cobre en latones.
- Corrosión bajo tensión

Fisuración por corrosión bajo tensión (stress corrosión cracking), es la acción
combinada de un esfuerzo de tracción aplicado en un ambiente corrosivo.


PREVENCION DE LA CORROSION
La corrosión puede controlarse o prevenirse mediante diferentes métodos

como los siguientes:
- Se puede considerar diversas medidas para prevenir o paliar la corrosión,

estas incluyen la selección de materiales, alteraciones ambientales,
utilización de
inhibidores, cambios de
diseño, recubrimientos y
protección catódica.
- La protección catódica
implica convertir el metal
a proteger en cátodo,
mediante el suministro
de electrones por una
fuente externa.

Velocidad de Oxidación Cinética
la velocidad a la cual se oxidan los metales y aleaciones es muy importante puesto que
la velocidad de oxidación de muchos metales y aleaciones determina la vida útil del
equipo. La velocidad de oxidación de metales y aleaciones suele medirse y expresarse
como el peso ganado por unidad de área.
La velocidad de oxidación más simple cumple la

ley lineal
𝑤 = 𝐾𝐿 ∗ 𝑡
Donde:
w = peso ganado por unidad de área
t = tiempo
𝐾𝐿 = constante de velocidad lineal
Cuando la difusión de iones es la etapa que

controla la oxidación de metales, los metales puros deben seguir la relación parabólica,
𝑤 2 = 𝑘𝑃 ∗ 𝑡 + 𝐶
Donde
w = ganancia en peso por unidad de área
t = tiempo
𝑘𝑃 = constante de velocidad parabólica
C = una constante
Algunos metales como Al, Cu y Fe se oxidan a temperaturas ambiente o ligeramente
altas para formar películas delgadas que cumplen con la ley de velocidad logarítmica.
𝑤 = 𝑘𝑒 log (𝐶𝑡 + 𝐴)
Donde C y A son constantes y 𝑘𝑒 es la constante de velocidad logarítmica.
Ejercicio 4
Un tanque cilíndrico de acero suave (bajo en carbono) de 1 m de altura y 50 cm de
diámetro, contiene agua aireada hasta un nivel de 60 cm y muestra una pérdida de peso
debido a la corrosión de 304 g al cabo de 6 semanas.
Calcular:
a) la corriente de corrosión;

b) la densidad de corriente implicada en la corrosión del tanque. Supóngase que la

corrosión es uniforme sobre la superficie interior del tanque y que el acero se corroe
en la misma forma que el hierro puro.
Solución:
a) Utilizamos le ecuación para conocer la corriente de corrosión,
𝑤𝑛𝐹
𝐼=
𝑡𝑀
w= 304 g n=2 Fe+2 + 2e- F = 96500 A.s/mol
M = 55,85 g/mol t = 6 semanas I=?
Convertimos el tiempo, 6 semanas en segundos y sustituimos los valores en la
ecuación,
7 𝑑𝑖𝑎𝑠 24 ℎ𝑜𝑟𝑎𝑠 3600 𝑠
𝑡 = 6 𝑠𝑒𝑚𝑎𝑛𝑎𝑠 ∗ ( )( )( ) = 3,63 𝑥106 𝑠
1 𝑠𝑒𝑚𝑎𝑛𝑎 1 𝑑𝑖𝑎 1 ℎ𝑜𝑟𝑎
𝑠
304 𝑔 (2) ( 96500 𝐴. )
𝐼= 𝑚𝑜𝑙 = 0,289 𝐴
𝑔
3,63 𝑥106 𝑠 (55,85 )
𝑚𝑜𝑙
b) La densidad de la corriente es
𝐴 𝐼 (𝐴)
𝑖 ( ) =
𝑐𝑚2 𝑎𝑟𝑒𝑎 (𝑐𝑚2 )
Área superficie corroída del tanque = área lateral + área del fondo
= 𝜋 𝐷 ℎ + 𝜋 𝑟2
= 𝜋 (50𝑐𝑚)(60 𝑐𝑚) + 𝜋 (25 𝑐𝑚)2
área superficie corroída del tanque= 11380 cm2
𝐴 0,289 (𝐴)
𝑖 ( 2) = = 2,35 𝑥 10−5 𝐴/𝑐𝑚2
𝑐𝑚 11380(𝑐𝑚2 )
Ejercicio 5
Una superficie de cobre se corroe por agua de mar, con una densidad de corriente de
2,45 x 10-6 A/cm2.
Calcular:
a) La velocidad de corrosión en mdd (miligramos por decímetro cuadrado y por
día)
b) El espesor de metal que se corroe en seis meses
Considerar el peso de un mol de cobre es de 63.4 g, su densidad 8.03 g/cm3 y la
constante de Faraday = 96500 A · s/mol.

Solución:
a) La velocidad de corrosión lo obtenemos evaluando el peso del material corroído
en un dm2 es decir en 10 cm2, y en un día es 24 x 3600 s
𝑖∗𝐴∗𝑡∗𝑀
𝑤=
𝑛∗𝑀
(2,45 ∗ 10−6 𝐴/𝑐𝑚2)100 𝑐𝑚2 (24ℎ ∗ 3600𝑠)(63,54𝑔/𝑚𝑜𝑙) 𝑚𝑔
𝑤= = 6,969 = 6,969 𝑚𝑑𝑑
2 ∗ 96500 𝐴 ∗ 𝑠/𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑚2 𝑑𝑖𝑎
b) Para calcular el espesor perdido en seis meses, calculamos la pérdida de peso
en ese tiempo,
𝑚𝑔 𝑚𝑔
𝑤 = 6,969 2
𝑥 6𝑥 30 𝑑𝑖𝑎𝑠 = 1254,42
𝑑𝑚 𝑑𝑖𝑎 𝑑𝑚2
−3 𝑔
1254,42 ∗ 10
𝑒= 𝑑𝑚2 = 1,562 ∗ 10−4 𝑑𝑚 = 1,562 ∗ 10−2 𝑚𝑚 = 15,62𝜇𝑚
3 𝑔
8,03 ∗ 10
𝑑𝑚3
Ejercicio 6
Un deposito de acero de construcción, con 0,1% C de 120 cm de altura y 60 cm de

diámetro, contiene H2SO4 al 2% hasta un nivel de 75 cm. El deposito muestra una
perdida de peso por corrosión según la tabla siguiente:
Suponiendo se da una corrosión generalizada y uniforme,

Calcular:
a) La intensidad de corrosión al cabo de 8 semanas, sabiendo que cumple con la
expresión:
𝑖∗𝐴∗𝑡∗𝑀
𝑤=
𝑛∗𝑀
w la perdida de peso, M = 55,85 g/mol y F= 96500 A.s/mol.

b) La densidad de corriente implicada en la corrosión del tanque.
c) Velocidad de corrosión del tanque en mdd (miligramos por decímetro cuadrado y
por día)
d) Tomando la densidad del Hierro 7,87 g/cm3, calcular la profundidad de corrosión
o disminución del espesor del deposito a las 8 semanas.

Solución:
a) La intensidad de corrosión al cabo de 8 semanas, 56 días= 4838400 segundos
𝑤 ∗ 𝑛 ∗ 𝐹 448 𝑔 ∗ 2 ∗ 96500 𝐴. 𝑠/𝑚𝑜𝑙
𝐼= = = 0,32𝐴
𝑡∗𝑀 4838400 𝑠 ∗ 55.85𝑔/𝑚𝑜𝑙
Donde w se obtiene por la interpolación en los datos suministrado a los 56 días,
lo que nos da una pérdida de peso de 448 g.
b) La densidad de corriente implicada estará dada por:
𝐼
𝐽=
𝑆
Donde: S= 2𝜋 r h + 𝜋 𝑟 2 = 2𝜋 0,30 ∗ 0,75 + 𝜋 (0,3)2 = 1,7 𝑚2
La densidad de corriente es
0,32 𝐴
𝐽= = 0,19 𝐴/𝑚2
1,7 𝑚2
c) Considerando una pérdida de peso de 448 g en 56 días, la perdida diaria será de
8 g, y además tenemos que la superficie expuesta a corrosión es de 1,7 m2,
entonces la velocidad de la corrosión será:
8 ∗ 103 𝑚𝑔/𝑑𝑖𝑎
𝑉𝑐 = = 47 𝑚𝑑𝑑
1,7 ∗ 102 𝑑𝑚2
d) Tomando la densidad del Hierro de 7,87 g/cm3, el volumen de corrosión
será:
𝑚 448 𝑔
𝑉= = = 56.9 𝑐𝑚3
𝜌 7,87 𝑔/𝑐𝑚3
Entonces el espesor que se ha corroído será:
𝑉 56,9 𝑐𝑚3
𝑒𝑠𝑝𝑒𝑠𝑜𝑟 = = = 3,35 ∗ 10−3 𝑐𝑚 = 33,5 𝜇𝑚
𝑆 1,7 ∗ 104 𝑐𝑚2
Ejercicio 7
Una aleación de níquel experimenta una oxidación a una elevada temperatura que
corresponde a una ecuación parabólica del tipo:
𝑤2 = 𝑎 ∗ 𝑡 + 𝑏
Con un incremento de masa por la oxidación:
Calcular la oxidación después de transcurrido 10 horas.

Solución:
De la tabla anterior tomamos dos datos de tiempo y perdidas de peso y establecemos 2
ecuaciones:

(0,527)2 = 10 ∗ 𝑎 + 𝑏
(0,857)2 = 30 ∗ 𝑎 + 𝑏
Resolviendo ambas ecuaciones obtenemos los valores de:
a = 0,0228 b = 0,049
Por lo tanto, la oxidación será:
𝑤 2 = 0,0228 ∗ (600 min) + 0,049 = 13,729
𝑤 = √13,729 = 3,70 𝑚𝑔/𝑐𝑚2
Ejercicio 8
Una aleación de cobalto-cromo experimenta a 900°C una oxidación que responde a una
ecuación parabólica 𝑤2 = 𝑎 ∗ 𝑡 + 𝑏
con un incremento de masa de 0.518 mg/cm2 a los 30 minutos y de 0.893 mg/cm2 a las
tres horas.
Determinar la oxidación sufrida a los tres días a esta temperatura


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a) ¿Durante el enfriamiento, a que temperatura aparecerá el primer solido?

b) A la temperatura eutéctica de 577ºC.

MSc. Ricardo Cuba Torre

Como en la fase proeutectica tenemos 236,4 g de la fase 𝛼 se presentan en

𝛼𝑒𝑢𝑡𝑒𝑐𝑡𝑖𝑐𝑎 = 𝛼𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 − 𝛼𝑝𝑟𝑜𝑒𝑢𝑡𝑒𝑐𝑡𝑖𝑐𝑎 = 915 𝑔 − 237,4 𝑔 = 677,6 𝑔

La distribución del silicio se obtiene multiplicando su fracción en peso en cada

En la fase 𝛼 proeutectica = (0,0165) (237,4 g) = 3,9 g

MSc. Ricardo Cuba Torre

Existen cuatro tipos de materiales:

MSc. Ricardo Cuba Torre

- Capa delgada espesor < 100 nm

1. Formación de núcleos de óxidos

Velocidad de crecimiento se mide la variación de la masa como función del tiempo.

MSc. Ricardo Cuba Torre

Corrosión electroquímica de los metales

Por ejemplo, el Hierro

El Zn metálico sumergido en disolución acida que contiene iones H+ experimenta

MSc. Ricardo Cuba Torre

Para el caso del Hierro en agua que contiene oxígeno disuelto.

2Fe(OH)2 + ½ O2 + H20 2Fe(OH)3

Es importante entender los principios de la operación de un par galvánico (celda). Estas

MSc. Ricardo Cuba Torre

Influencia de la Concentración y Temperatura en potencial de la Pila

La serie fem está referido a pilas electroquímicas a concentraciones de 1M y a 25ºC,

Para temperatura ambiente 25ºC el valor será,

MSc. Ricardo Cuba Torre

Calcular el potencial electroquímico de la celda galvánica Zn-Cu cuando conectamos los

Zn Zn+2 + 2e- Eo = - 0,763 V

Se observa que la reacción de la media celda de Zn tiene potencial mas negativo (-

Entonces el potencial electroquímico total de la celda, la fuerza electromotriz (fem),

Oxidación Zn Zn+2 + 2e- Eo = - 0,763 V

MSc. Ricardo Cuba Torre

Las características de una pila electroquímica que consiste en la mitad de un electrodo

Oxidación Cd Cd+2 + 2e- Eo = - 0,250 V

b) Utilizamos la ecuación de Nernst para las concentraciones indicadas

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- Corrosión por cavitación (pitting corrosión),

- Ataque químico selectivo (leaching o dealloying)

- Corrosión bajo tensión

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La corrosión puede controlarse o prevenirse mediante diferentes métodos

- Se puede considerar diversas medidas para prevenir o paliar la corrosión,

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Velocidad de Oxidación Cinética

La velocidad de oxidación más simple cumple la

Cuando la difusión de iones es la etapa que

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b) la densidad de corriente implicada en la corrosión del tanque. Supóngase que la

MSc. Ricardo Cuba Torre

Un deposito de acero de construcción, con 0,1% C de 120 cm de altura y 60 cm de

Suponiendo se da una corrosión generalizada y uniforme,

w la perdida de peso, M = 55,85 g/mol y F= 96500 A.s/mol.

MSc. Ricardo Cuba Torre

Calcular la oxidación después de transcurrido 10 horas.

MSc. Ricardo Cuba Torre